高一化学必修二知识点总结word范文 16页.docx

高一化学必修二知识点总结word范文 16页.docx

《高一化学必修二知识点总结word范文 16页.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高一化学必修二知识点总结word范文 16页.docx（19页珍藏版）》请在冰豆网上搜索。

高一化学必修二知识点总结word范文16页

本文部分内容来自网络整理，本司不为其真实性负责，如有异议或侵权请及时联系，本司将立即删除！

==本文为word格式，下载后可方便编辑和修改！

==

高一化学必修二知识点总结

篇一：

高一化学必修二知识点总结（特详细）

高中化学必修2知识点归纳总结（人教版）第一单元原子核外电子排布与元素周期律

一、原子结构

质子（Z个）

原子核注意：

中子（N个）

质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）

1.原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子

核外电子（Z个）

★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：

HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCa

2

2.原子核外电子的排布规律：

①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。

电子层：

一（能量最低）二三四五六七对应表示符号：

KLMNOPQ完成原子序数为17,35,53,85.114的原子结构示意图3.元素、核素、同位素

元素：

具有相同核电荷数的同一类原子的总称。

核素：

具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。

同位素：

质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。

（对于原子来说）引申：

原子量的求法二、元素周期表1.编排原则：

①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。

（周期序数＝原子的电子层数）．．．．．．．．③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。

．．．．．．．．．．

主族序数＝原子最外层电子数2.结构特点：

核外电子层数元素种类

第一周期12种元素

短周期第二周期28种元素

周期第三周期38种元素

元7第四周期418种元素素7第五周期518种元素周长周期第六周期632种元素

期第七周期7未填满（已有26种元素）表主族：

ⅠA～ⅦA共7个主族

族副族：

ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：

三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间（16个族）零族：

稀有气体三、元素周期律

1.元素周期律：

元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。

元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。

．．．．．．．．．．．．．．．．．．．2.同周期元素性质递变规律

第ⅦA族卤族元素：

FClBrIAt（F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：

（1）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③相互臵换反应（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。

（2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互臵换反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。

（Ⅰ）同周期比较：

（Ⅲ）

比较粒子（包括原子、离子）半径的方法（“三看”）：

（1）先比较电子层数，电子层数多的半径大。

（2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。

元素周期表的应用

1、元素周期表中共有个7周期，3是短周期，3是长周期。

其中第7周期也被称为不完全周期。

2、在元素周期表中，ⅠA-ⅦA是主族元素，主族和0族由短周期元素、长周期元素共同组成。

ⅠB-ⅦB是副族元素，副族元素完全由长周期元素构成。

3、元素所在的周期序数=电子层数，主族元素所在的族序数=最外层电子数，元素周期表是元素周期律的具体表现形式。

在同一周期中，从左到右，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引能力逐渐增强，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

在同一主族中，从上到下，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐增大，电子层数逐渐增多，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

4、元素的结构决定了元素在周期表中的位臵，元素在周期表中位臵的反映了原子的结构和元素的性质特点。

我们可以根据元素在周期表中的位臵，推测元素的结构，预测元素的性质。

元素周期表中位臵相近的元素性质相似，人们可以借助元素周期表研究合成有特定性质的新物质。

例如，在金属和非金属的分界线附近寻找半导体材料，在过渡元素中寻找各种优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀材料。

第二单元微粒之间的相互作用

化学键是直接相邻两个或多个原子或离子间强烈的相互作用。

离子化合物：

由离子键构成的化合物叫做离子化合物。

（一定有离子键，可能有共价键）共价化合物：

原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。

（只有共价键一定没有离子键）

极性共价键（简称极性键）：

由不同种原子形成，A－B型，如，H－Cl。

共价键

非极性共价键（简称非极性键）：

由同种原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。

2.电子式：

用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点：

（1）电荷：

用电子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷；而表示共价键形成的物质的结构不能标电荷。

（2）[]（方括号）：

离子键形成的物质中的阴离子需用方括号括起来，而共价键形成的物质中不能用方括号。

3、分子间作用力定义把分子聚集在一起的作用力。

由分子构成的物质，分子间作用力是影响物质的熔沸点和溶解性的重要因素之一。

4、水具有特殊的物理性质是由于水分子中存在一种被称为氢键的分子间作用力。

水分子间的氢键，是一个水分子中的氢原子与另一个水分子中的氧原子间所形成的分子间作用力，这种作用力使得水分子间作用力增加，因此水具有较高的熔沸点。

其他一些能形成氢键的分子有HFH2ONH3。

第三单元从微观结构看物质的多样性

专题二化学反应与能量变化第一单元化学反应的速率与反应限度

1、化学反应的速率

（1）概念：

化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示。

计算公式：

v（B）＝

?

c（B）?

n（B）

＝?

tV?

?

t

①单位：

mol/（L〃s）或mol/（L〃min）（记住单位和表达式）

②B为溶液或气体，若B为固体或纯液体不计算速率。

③以上所表示的是平均速率，而不是瞬时速率。

④重要规律：

（i）速率比＝方程式系数比（ii）变化量比＝方程式系数比

（2）影响化学反应速率的因素：

内因：

由参加反应的物质的结构和性质决定的（主要因素）。

外因：

①温度：

升高温度，增大速率

②催化剂：

一般加快反应速率（正催化剂）

③浓度：

增加C反应物的浓度，增大速率（溶液或气体才有浓度可言）

④压强：

增大压强，增大速率（适用于有气体参加的反应）⑤其它因素：

如光（射线）、固体的表面积（颗粒大小）、反应物的状态（溶剂）、原电池等也会改变化学反应速

率。

2、化学反应的限度——化学平衡

（1）在一定条件下，当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态”，这就是这个反应所能达到的限度，即化学平衡状态。

化学平衡的移动受到温度、反应物浓度、压强等因素的影响。

催化剂只改变化学反应速率，对化学平衡无影响。

在相同的条件下同时向正、逆两个反应方向进行的反应叫做可逆反应。

通常把由反应物向生成物进行的反应叫做正反应。

而由生成物向反应物进行的反应叫做逆反应。

在任何可逆反应中，正方应进行的同时，逆反应也在进行。

可逆反应不能进行到底，即是说可逆反应无论进行到何种程度，任何物质（反应物和生成物）的物质的量都不可能为0。

（2）化学平衡状态的特征：

逆、动、等、定、变。

①逆：

化学平衡研究的对象是可逆反应。

②动：

动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行。

③等：

达到平衡状态时，正方应速率和逆反应速率相等，但不等于0。

即v正＝v逆≠0。

④定：

达到平衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。

⑤变：

当条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的平衡。

（3）判断化学平衡状态的标志：

①VA（正方向）＝VA（逆方向）或nA（消耗）＝nA（生成）（不同方向同一物质比较）②各组分浓度保持不变或百分含量不变③借助颜色不变判断（有一种物质是有颜色的）

④总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变（前提：

反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用，即如对于反应xA＋yB

zC，x＋y≠z）

第二单元化学反应中的热量1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化。

原因：

当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。

化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。

一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。

E反应物总能量＞E生成物总能量，为放热反应。

E反应物总能量＜E生成物总能量，为吸热反应。

2、常见的放热反应和吸热反应

☆常见的放热反应：

①所有的燃烧与缓慢氧化②酸碱中和反应

③大多数的化合反应④金属与酸的反应

⑤生石灰和水反应（特殊：

C＋CO2

△

2CO是吸热反应）⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠

固体溶解等

☆常见的吸热反应：

①铵盐和碱的反应

如Ba（OH）2〃8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O②大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应

如：

C（s）＋H2O（g）CO（g）＋H2（g）。

④铵盐溶解等

3.产生原因：

化学键断裂——吸热化学键形成——放热

放出热量的化学反应。

（放热>吸热）△H为“-”或△H<0吸收热量的化学反应。

（吸热>放热）△H为“+”或△H>0

4、放热反应、吸热反应与键能、能量的关系

放热反应：

∑E（反应物）＞∑E（生成物）

其实质是，反应物断键吸收的能量＜生成物成键释放的能量，?

?

?

0。

可理解为，由于放出热量，整个体系能量降低吸热反应：

∑E（反应物）＜∑E（生成物）

其实质是：

反应物断键吸收的能量＞生成物成键释放的能量，?

H?

0。

可理解为，由于吸收热量，整个体系能量升高。

5、热化学方程式

书写化学方程式注意要点:

①热化学方程式必须标出能量变化。

②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）

③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。

④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数

⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变

第三单元化学能与电能的转化

原电池：

1、概念：

将化学能转化为电能的装臵叫做原电池

△

篇二：

高中化学必修2知识点归纳总结律

高中化学必修2知识点归纳总结

第一章物质结构元素周期律

一、原子结构

质子（Z个）

原子核注意：

中子（N个）

质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）

1.原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数

核外电子（Z个）★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：

HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCa

2.原子核外电子的排布规律：

①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。

电子层：

一（能量最低）二三四五六七

对应表示符号：

KLMNOPQ3.元素、核素、同位素

元素：

具有相同核电荷数的同一类原子的总称。

核素：

具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。

同位素：

质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。

（对于原子来说）二、元素周期表1.编排原则：

①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。

（周期序数＝原子的电子层数）．．．．．．．．③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。

．．．．．．．．．．

主族序数＝原子最外层电子数2.结构特点：

核外电子层数元素种类

第一周期12种元素

短周期第二周期28种元素

周期第三周期38种元素

元7第四周期418种元素素7第五周期518种元素周长周期第六周期632种元素

期第七周期7未填满（已有26种元素）表主族：

ⅠA～ⅦA共7个主族

族副族：

ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：

三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间（16个族）零族：

稀有气体三、元素周期律

1.元素周期律：

元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。

元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。

．．．．．．．．．．．．．．．．．．．2.同周期元素性质递变规律

第ⅦA族卤族元素：

FClBrIAt（F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：

（1）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。

（2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。

（Ⅰ）同周期比较：

（Ⅲ）

（2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。

四、化学键

化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。

1.离子键与共价键的比较

离子化合物：

由离子键构成的化合物叫做离子化合物。

（一定有离子键，可能有共价键）共价化合物：

原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。

（只有共价键）

极性共价键（简称极性键）：

由不同种原子形成，A－B型，如，H－Cl。

共价键

非极性共价键（简称非极性键）：

由同种原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。

2.电子式：

用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点：

（1）电荷：

用电子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷；而表示共价键形成的物质的结构不能标电荷。

（2）[]（方括号）：

离子键形成的物质中的阴离子需用方括号括起来，而共价键形成的物质中不能用方括号。

第二章化学反应与能量

第一节化学能与热能

1

原因：

当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。

化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。

一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。

E反应物总能量＞E生成物总能量，为放热反应。

E反应物总能量＜E生成物总能量，为吸热反应。

2、常见的放热反应和吸热反应

常见的放热反应：

①所有的燃烧与缓慢氧化。

②酸碱中和反应。

③金属与酸反应制取氢气。

④大多数化合反应（特殊：

C＋CO2

△

2CO是（来自:

WWw.）吸热反应）。

△

常见的吸热反应：

①以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如：

C（s）＋H2O（g）

③大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。

CO（g）＋H2（g）。

②铵盐和碱的反应如Ba（OH）2·8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O

[思考]一般说来，大多数化合反应是放热反应，大多数分解反应是吸热反应，放热反应都不需要加热，吸热反应

都需要加热，这种说法对吗？

试举例说明。

点拔：

这种说法不对。

如C＋O2＝CO2的反应是放热反应，但需要加热，只是反应开始后不再需要加热，反应放出的热量可以使反应继续下去。

Ba（OH）2·8H2O与NH4Cl的反应是吸热反应，但反应并不需要加热。

第二节化学能与电能

1、化学能转化为电能的方式：

2、原电池原理

（1）概念：

把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。

（2）原电池的工作原理：

通过氧化还原反应（有电子的转移）把化学能转变为电能。

（3）构成原电池的条件：

（1）电极为导体且活泼性不同；

（2）两个电极接触（导线连接或直接接触）；（3）两个相互连接的电极插入电解质溶液构成闭合回路。

（4）电极名称及发生的反应：

负极：

较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应，

－

电极反应式：

较活泼金属－ne＝金属阳离子负极现象：

负极溶解，负极质量减少。

正极：

较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应，电极反应式：

溶液中阳离子＋ne－＝单质

正极的现象：

一般有气体放出或正极质量增加。

（5）原电池正负极的判断方法：

①依据原电池两极的材料：

较活泼的金属作负极（K、Ca、Na太活泼，不能作电极）；较不活泼金属或可导电非金属（石墨）、氧化物（MnO2）等作正极。

②根据电流方向或电子流向：

（外电路）的电流由正极流向负极；电子则由负极经外电路流向原电池的正极。

③根据内电路离子的迁移方向：

阳离子流向原电池正极，阴离子流向原电池负极。

④根据原电池中的反应类型：

负极：

失电子，发生氧化反应，现象通常是电极本身消耗，质量减小。

正极：

得电子，发生还原反应，现象是常伴随金属的析出或H2的放出。

（6）原电池电极反应的书写方法：

（i）原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应，负极反应是氧化反应，正极反应是还原反应。

因此书写电极反应的方法归纳如下：

①写出总反应方程式。

②把总反应根据电子得失情况，分成氧化反应、还原反应。

③氧化反应在负极发生，还原反应在正极发生，反应物和生成物对号入座，注意酸碱介质和水等参与反应。

（ii）原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。

（7）原电池的应用：

①加快化学反应速率，如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快。

②比较金属活动性强弱。

③设计原电池。

④金属的腐蚀。

2、化学电源基本类型：

①干电池：

活泼金属作负极，被腐蚀或消耗。

如：

Cu－Zn原电池、锌锰电池。

②充电电池：

两极都参加反应的原电池，可充电循环使用。

如铅蓄电池、锂电池和银锌电池等。

③燃料电池：

两电极材料均为惰性电极，电极本身不发生反应，而是由引入到两极上的物质发生反应，如H2、CH4燃料电池，其电解质溶液常为碱性试剂（KOH等）。

第三节化学反应的速率和限度

1、化学反应的速率

（1）概念：

化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示。

计算公式：

v（B）＝

?

c（B）?

t

＝

?

n（B）V?

?

t

①单位：

mol/（L·s）或mol/（L·min）

②B为溶液或气体，若B为固体或纯液体不计算速率。

③以上所表示的是平均速率，而不是瞬时速率。

④重要规律：

（i）速率比＝方程式系数比（ii）变化量比＝方程式系数比

（2）影响化学反应速率的因素：

内因：

由参加反应的物质的结构和性质决定的（主要因素）。

外因：

①温度：

升高温度，增大速率

②催化剂：

一般加快反应速率（正催化剂）

③浓度：

增加C反应物的浓度，增大速率（溶液或气体才有浓度可言）④压强：

增大压强，增大速率（适用于有气体参加的反应）

⑤其它因素：

如光（射线）、固体的表面积（颗粒大小）、反应物的状态（溶剂）、原电池等也会改变化学

反应速率。

2、化学反应的限度——化学平衡

（1）在一定条件下，当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态”，这就是这个反应所能达到的限度，即化学平衡状态。

化学平衡的移动受到温度、反应物浓度、压强等因素的影响。

催化剂只改变化学反应速率，对化学平衡无影响。

在相同的条件下同时向正、逆两个反应方向进行的反应叫做可逆反应。

通常把由反应物向生成物进行的反应叫做正反应。

而由生成物向反应物进行的反应叫做逆反应。

在任何可逆反应中，正方应进行的同时，逆反应也在进行。

可逆反应不能进行到底，即是说可逆反应无论进行到何种程度，任何物质（反应物和生成物）的物质的量都不可能为0。

（2）化学平衡状态的特征：

逆、动、等、定、变。

①逆：

化学平衡研究的对象是可逆反应。

②动：

动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行。

③等：

达到平衡状态时，正方应速率和逆反应速率相等，但不等于0。

即v正＝v逆≠0。

④定：

达到平衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。

⑤变：

当条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的平衡。

（3）判断化学平衡状态的标志：

①VA（正方向）＝VA（逆方向）或nA（消耗）＝nA（生成）（不同方向同一物质比较）②各组分浓度保持不变或百分含量不变

③借助颜色不变判断（有一种物质是有颜色的）

④总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变（前提：

反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用，即如对于反应xA＋yB

zC，x＋y≠z）

第三章有机化合物

绝大多数含碳的化合物称为有机化合物，简称有机物。

像CO、CO2、碳酸、碳酸盐等少数化合物，由于它们的组成和性质跟无机化合物相似，因而一向把它们作为无机化合物。

一、烃

1、烃的定义：

仅含碳和氢两种元素的有机物称为碳氢化合物，也称为烃。

2、烃的分类：

饱和烃→烷烃（如：

甲烷）

脂肪烃（链状

）

不饱和烃→烯烃（如：

乙烯）芳香烃（含有苯环）（如：

苯）

3、甲烷、乙烯和苯的性质比较：

篇三：

高一化学必修2知识点总结

高一化学必修二知识点总结一、元素周期表

★熟记等式：

原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数1、元素周期表的编排原则：

①按照原子序数递增的顺序从左到右排列;②将电子层数相同的元素排成一个横行——周期;

③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行——族

2、如何精确表示元素在周期表中的位置：

周期序数=电子层数;主族序数=最外层电子数口诀：

三短三长一不全;七主七副零八族

熟记：

三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称3、元素金属性和非金属性判断依据：

①元素金属性强弱的判断依据：

单质跟水或酸起反应置换出氢的难易;

元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱;置换反应。

②元素非金属性强弱的判断依据：

单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性;

最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱;置换反应。

第ⅠA族碱金属元素：

LiNaKRbCsFr（Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方）

第ⅦA族卤族元素：

FClBrIAt（F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）

4、核素：

具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。

①质量数==质子数+中子数：

A==Z+N

②同位素：

质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，互称同位素。

（同一元素的各种同位素物理性质不同，化学性质相同）二、元素周期律

1、影响原子半径大小的因素：

①电子层数：

电子层数越多，原子半径越大（最主要因素）

②核电荷数：

核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向（次要因素）

③核外电子数：

电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径